Általános és szervetlen kémia Laborelőkészítő előadás III. (2008. szeptember 25.) •
Arrhenius sav-bázis elmélete - erős és gyenge bázisok disszociációja - sók előállítása - az Arrhenius-elmélet hiányosságai
•
Brönsted és Lowry sav-bázis elmélete - az oldószer amfotériája - savak és bázisok relatív erőssége - savak-bázis reakciók alaptípusai a Brönsted-elmélet szerint - bórsavak és a bórax szerkezete - szabályos sók előállítási lehetőségei - savanyú sók amfotériája
Arrhenius sav-bázis elmélete (1884) • Sav: hidrogénionra és savmaradékionra disszociál egyértékű, erős sav: egyértékű, gyenge sav: kétértékű, erős sav: kétértékű, gyenge sav: háromértékű, gyenge sav:
HNO3 → H+ + NO3−
HCOOH
H+ + HCOO −
H2SO 4 → 2 H+ + SO 24− H2 S H3PO 4
2 H+ + S 2 − 3 H+ + PO 34−
• Lépcsőzetes disszociáció a kénhidrogén példáján:
H2 S
H+ + HS −
HS −
H+ + S 2 −
1
Pauling-szabály szervetlen oxosavak relatív erősségére O m X(OH)n O m +1X(OH)n− −1 + H+ savanhidrid
m=3
igen erős sav
m=2
erős sav
m=1
gyenge sav
m=0
igen gyenge sav
Arrhenius-bázisok és anhidridjeik • Bázis: kationra és hidroxidionra disszociál egyértékű, erős bázis: kétértékű, erős bázis:
NaOH → Na + + OH− N(CH3 )4 OH → N(CH3 )+4 + OH− Ba(OH)2 → Ba 2+ + 2 OH−
NH+4 + OH−
egyértékű, gyenge bázis:
" NH4OH"
kétértékű, gyenge bázis:
Cu(OH)2
Cu2+ + 2 OH−
háromértékű, gyenge bázis:
Fe(OH)3
Fe 3 + + 3 OH−
• Bázisanhidrid = fém-oxid: bázisból vízkilépéssel keletkezik
Cu(OH)2 →
CuO + H2O
2 Fe(OH)3 → Fe 2O3 + 3 H2O • erős bázisok anhidridjei:
K 2O + H2O →
2 KOH
CaO + H2O → Ca(OH)2
2
Sók előállítása Arrhenius szerint bázis + sav
=
só + víz
• Sóképzés erős bázissal:
• Sóképzés gyenge bázissal:
• Részleges semlegesítés: savanyú só képződése
Az Arrhenius-elmélet hiányosságai • az ammónia vizes oldata bázisos, pedig képletében nincs hidroxidion:
• a bázisok esetén sem mindig a hidroxidion reagál:
• a savakból valójában hidratált proton keletkezik, a vízmolekula amfoter
• Miért savas a legtöbb fémsó oldata? Miért lúgos a KCN-oldat?
• sav-bázis reakciók nemvizes oldószerekben (jégecet, folyékony ammónia):
3
Brönsted és Lowry sav-bázis elmélete (1923) • Sav:
H+-t képes leadni (protondonor)
} konjugált sav-bázis pár
• Bázis: H+-t képes felvenni (protonakceptor) példák:
• Sav-bázis reakció (elvileg mindig
)
protoncsere konjugált sav-bázis párok között:
HA + B sav1
bázis2
A− bázis1
+ BH+ sav2
Az oldószer központi szerepe savak és bázisok erősségében • Víz autoprotolízise:
H2O + H2O bázis1
sav2
H3O + + OH− sav1
bázis2
egyensúlyi állandó: vízionszorzat: • Savak és konjugált bázisok relatív erőssége (reciprocitás)
HCl + H2O erős sav
Cl− + H2O gyenge bázis
Cl− + H3O + gyenge bázis
HCl + OH− erős sav
4
Brönsted sav-bázis reakciók iránya, a víz amfotériája A−
HA + B erősebb sav1
erősebb bázis2
gyengébb bázis1
H3O+-nál erősebb savak:
b2
−
+ H3 O
b1
+
s1
s1
s2
HCO
b2 + 4
NH
+ H2O
s1
b2
HCO3− + H2O s1
− 3
+ H3O
b1
HCO3− + H2O b1
s2
b1
+
CO32− + H3O + s2
H2O-nál gyengébb savak:
OH
+ H2O ← O
gyengébb s1
b2
+ H3O
b1
s2
H2CO3 + OH−
s2
b1
s1 + 4
+
s2
NH
s2
CO32− + H2O b1
O
s1
2−
b1
b2
+ OH− b2
HCO3− + OH−
s2
OH−-nál 2−
b1
NH3(aq) + H2O
s2
b1
gyengébb b2
OH−-nál gyengébb, H2O-nál erősebb bázisok: +
NH3(aq) + H3O
b2 −
gyengébb sav2
H2O + Cl− ← OH− + HCl
H3O+-nál gyengébb, H2O-nál erősebb savak:
H2CO3 + H2O
BH+
H2O-nál gyengébb bázisok:
HCl + H2O → Cl erősebb s1
+
s1
b2
erősebb bázisok:
+ H2O → OH− + OH− s2
s1
b2
Sav-bázis reakciók típusai a Brönsted-elmélet szerint I. 1. Erős/gyenge savak/bázisok disszociációja, a víz amfotériája
(ld. előző dia)
2. Közömbösítési („semlegesítési”) reakciók
• Erős sav + erős bázis:
• Gyenge sav + erős bázis:
• Erős sav + gyenge bázis:
• Gyenge sav + gyenge bázis: 3. Savak reakciója egymással
5
Sav-bázis reakciók típusai a Brönsted-elmélet szerint II. 4. Szabályos sók (Arrhenius-sók) reakciója erősebb savval vagy bázissal
Bór-trioxid, bórsavak és a bórax • a különböző víztartalmú bórsavak formális kapcsolata az anhidriddel:
B 2O3 + 3 H2O
=
B 2O3 +
H2 O
=
2 H3BO 3 + 2 H2O 2 HBO 2
2 B 2O 3 +
H2 O
=
H2B 4O7 Na 2B 4O7
• az ortobórsav anomális disszociációja (Lewis elmélet):
• ortobórsav előállítása bóraxból (Brönsted):
az instabil tetrabórsav spontán bomlása vizes oldatban:
6
Ortobórsav H3BO3
B O H O H
O B
H O
B
H H
B
H
B
H
H O
O
H
B
O
B
O
O
B H
O
B
O H
O
H B
O
B
O
O
O
O
H
O
O
O
O
H O
O
O B
H
O
H
H
O
H
O
H O
O O
B
H
H
H O
O
O
O H
(HBO2)n
O
H
O H
Metabórsav
H
B
O H
O
B
H
B
H
O H
O H
Tetraborát anion
Metabórsav (HBO2)n
[B4O5(OH)4]2− = [B4O7]2−
H
OH
O
O B O
B
H
OH
O O
O
B O
O O
O
OH
H
O
B
O
H
B
O H
O
H B
O
B
O
O
Bórax:
B O
B
H
B
HO
B
B O
O
O
H
B
O H
O
Na2[B4O5(OH)4] ⋅ 8 H2O Na2B4O7 ⋅ 10 H2O
7
Bórax: Na2B4O7 ⋅ 10 H2O
Death Valley, California
A bórax felhasználása: - mosószerek, szappanok - vízlágyítás - zománcbevonatok, kerámia, boroszilikát üveg készítése - égésgátló
Szabályos sók előállítási módszerei • Arrhenius:
bázis + sav
=
só + víz
• Brönsted:
bázisanhidrid + sav
=
só + víz
• Lewis (Lux):
bázis + savanhidrid
=
só + víz
• Lewis (Lux):
• Brönsted:
bázisanhidrid + savanhidrid = só
gyenge sav sója + erős sav = erős sav sója + gyenge sav
• Redoxireakció:
8
Sav-bázis reakciók típusai a Brönsted-elmélet szerint III. 5. Savanyú sók anionjainak amfoter (amfiprotikus) viselkedése
• Na2HPO4 disszociációja:
• erősebb savval szemben a hidrogénfoszfát bázisként viselkedik:
• erősebb bázissal szemben a hidrogénfoszfát savként viselkedik:
Sav-bázis reakciók típusai a Brönsted-elmélet szerint IV. 6. Sók vizes oldatának kémhatása, hidrolízis (= vízzel való kémiai reakció)
A sóoldat kémhatását a disszociációval keletkező ionok hidrolízisre való hajlama, tehát a vízhez mért sav/bázis erőssége szabja meg. • szabályos só vizes oldatának kémhatása semleges is (NaCl),
• savanyú sók vizes oldatának kémhatása lehet savas is (NaH2PO4),
de akár lúgos is (Na2HPO4):
9
